PONTIFICIA UNIVERSIDAD CATÓLICA DEL PERÚFACULTAD DE CIENCIAS E INGENIERÍA

Laboratorio 2 de Físico-Química

SEXTA PRÁCTICADETERMINACIÓN DE COEFICIENTE DE ACTIVIDAD

Fecha del experimento: 19 de Octubre

Integrantes: Código:

- Brenda D’Acunha 20067205- Carla Sánchez 20072193

2010

1. OBJETIVOS:

A partir de medidas de concentración y conductividad, determinar el coeficiente de actividad iónico del ácido acético. Asimismo, determinar de manera gráfica la constante de equilibrio termodinámico de este electrolito débil.

2. MARCO TEÓRICO:

El equilibrio de la disociación del electrolito débil ácido acético se puede escribir así:

CH3COOH ↔ H+ + CH3COO-

La constante de equilibrio práctica es:

ka=[H ]+ [CH 3COO

− ][CH 3COOH ]

.γ+ γ−

γ μ

Donde γ+ y γ− son los coeficientes de actividad de los iones y γ μ es el acido no disociado.

En una disolución diluida, el acido no disociado se comportará idealmente (γ μ → 1), pero γ+ y γ− pueden ser distintos a la unidad debido a las interacciones electrostáticas entre los compuestos. Entonces por la ecuación de Debye-Huckel, podemos obtener la siguiente ecuación:

log( [H+ ] [CH 3COO− ]

[CH 3COOH ] )=log kº− 2 log γ± (1)

También se puede expresar de la siguiente manera.

log( cα2

[1−α ] )=log kº− 2 log γ± (2)

Donde c es la concertación y α es el grado de disociación, que puede determinarse a partir de las mediciones de la conductividad, por medio de la siguiente expresión:

α=Λm

Λo

Donde Λm es la conductividad molar hallada de manera experimental para una concentración de ácido acético conocida y Λo es la conductividad molar a dilución infinita. Para el caso del ácido acético, tenemos que esta constante es igual a Λo=390.7 S . cm2 .mol−1

Entonces la fuerza iónica viene dada por:

I=12

[ (cα ) (1 )2+ ( cα ) (−1 )2] = cα . (3)

Ahora para el acido acético, la ley limitante de Debye-Huckel es aplicable la siguiente ecuación:

log γ±= -0 . 51z+|Z-|√ Imoldm−3

( 4 )

Entonces la ecuación (2) se puede convertir en la siguiente ecuación:

log ( cα2

[1−α ] )=log kº+ 1 .018√cα (5 )

De la cual es posible hallar la constante termodinámica de equilibrio para el ácido acético.

3. MATERIALES Y REACTIVOS:

Materiales: 2 fiolas de 250 ml 4 fiolas de 100 ml

6 Erlenmeyer 2 varillas de vidrio 2 cucharitas

2 propipetasPipeta volumétrica de 50 mlPipeta volumétrica de 20 mlPipeta graduada de 5 ml

Equipos: Conductímetro Hanna HI 8820 Termómetro digital

Balanza analítica

Reactivos: NaOH Fenolftaleína

Ácido acéticoFtalato de potasio

4. PROCEDIMIENTO:

4.1. Calibración del conductímetro

4.2. Preparación de las soluciones

4.3. Medición de la conductividad

Lavar el conductímetro con abundante agua destilada.

Colocar la solución patrón (KCl) en un tubo de ensayo e introducir el

conductímetro

Verificar que la lectura del conductímetro sea igual a la

especificada a la de la solución patrón a la temperatura ambiente.

Si no se puede calibrar de esta manera, hacerlo manualmente hasta

obtener el valor deseado.

Preparar 250mL deácido acético 1M

Diluir hasta obtener 100mL de soluciones de 0.2M, 0.1M, 0.05M

y 0.025M

Preparar 250mL de NaOH 0.1M

Estandarizar con ftalato de potasio (realizar 2 veces mínimo)

Estandarizar las soluciones de ácido acético preparadas anteriormente

Introducir el conductímetro en la

solución que se desea medir.

Anotar el valor obtenido

Retirar el conductímetro de la solución

Lavarlo con abundante agua destilada hasta

obtener una lectura de 2µS o menor para el agua

destilada.

Repetir el procedimiento para las demás

soluciones.

5. DATOS:

Se preparó NaOH 0,1M y para una alícuota de 10 ml se pesó 0.5137 g de Biftalato para el primer ensayo y 0.5166g para el segundo.A continuación, se procedió a la titulación de Biftalato con NaOH. El indicador usado fue fenolftaleína.

Volumen gastado 1 24.4mLVolumen gastado 2 24.8mL Blanco 0.01mL

nNaOH=nbiftalato

[ NaOH ] x 24.4mL=0.5137 g202.22g

=0.104 M

[ NaOH ] x 24.8mL=0.5166g202.22g

=0.103 M

[ NaOH ]=0.1035 M

Luego, se procedió a preparar las soluciones de ácido acético y a estandarizarlas para poder saber la verdadera concentración. Los resultados obtenidos fueron los siguientes:

Tabla 1. Concentración real de las soluciones de ácido acético preparadas

Solución Concentración real (mol/L)

CH3COOH 1M 1.045CH3COOH 0.2M 0.198CH3COOH 0.1M 0.098

CH3COOH 0.05M 0.051CH3COOH 0.025M 0.024

Una vez preparadas las soluciones, se midió la conductividad de cada una, obteniéndose:

Tabla 2. Conductividad específica del ácido acético a distintas concentraciones

[CH3COOH] (mol/L) К (μS/cm)1.045 16010.198 5580.098 5350.051 3660.024 278

6. CÁLCULOS Y RESULTADOS:

A partir de los datos de conductividad específica, es posible hallar la conductividad molar de las soluciones utilizando la siguiente fórmula:

Λm=k

Concentración

Tabla 3. Conductividad molar de las soluciones de ácido acético

[CH3COOH] (mol/L)

Λm

(S . cm2 .mol−1)1.045 1.530.190 2.820.098 5.460.051 7.180.024 11.58

Ahora, se puede hallar los valores de α para cada caso de acuerdo a:

α=Λm

Λo

Donde Λo = 390.7 S . cm2 .mol−1 de acuerdo a lo que dice la guía de laboratorio

Tabla 4. Valores de α para las soluciones de ácido acético

[CH3COOH] (mol/L) α1.045 0.003920.198 0.007220.098 0.013970.051 0.018380.024 0.02964

Una vez obtenidos los valores de α , podemos hallar la constante de equilibrio del ácido acético para diferentes concentraciones:

CH3COOH ↔ CH3COO- + H+

[] o c - -[]rx c-α cα cα []f c (1- α ) cα cα

K=¿¿Tabla 5. Constante de equilibrio para diferentes concentraciones de ácido acético

[CH3COOH] (mol/L) K C

1.045 1.61x10-5

0.198 1.84x10-5

0.098 1.94x10-5

0.051 1.75x10-5

0.024 2.10x10-5

Luego, es posible construir la siguiente tabla:

Tabla 6. Valores de α , K y (cα )1/2 a diferentes concentraciones de ácido acético

[CH3COOH] (mol/L)

α K C (cα)1/2

1.045 0.00392 1.61x10-5 0.06400.198 0.00722 1.84x10-5 0.03780.098 0.01397 1.94x10-5 0.03700.051 0.01838 1.75x10-5 0.03060.024 0.02964 2.10x10-5 0.0267

A partir de estos datos, se puede graficar Log KC vs (cα)1/2 para poder hallar la constante de equilibrio termodinámico experimental.

Para poder hacer esto, utilizamos como referencia la siguiente ecuación:

log ( cα2

1 – α)=log K termodinámico+(1.0182)¿

Tabla 7. Valores utilizados para construir la gráfica y hallar el K termodinámico

[CH3COOH] (mol/L)

LogK C (cα)1/2

1.045 -4.7432 0.06400.198 -4.7352 0.03780.098 -4.7288 0.03580.051 -4.7369 0.03560.024 -4.7295 0.0267

Gráfico 1. Determinación del K termodinámico

0.02 0.025 0.03 0.035 0.04 0.045 0.05 0.055 0.06 0.065 0.07

-4.745

-4.74

-4.735

-4.73

-4.725

-4.72

f(x) = − 0.361333689010579 x − 4.72027387911336R² = 0.745475937607074

Determinación del K termodinámico(cα)1/2

log

Kc

log ( cα2

1 – α)=log K termodinámico+(1.0182)¿

log K termodinámico=−4.7203

K termodinámico=1.941x 10−5

En el “Handbook of Chemistry and Physics 7th ed.”, se encontró que el valor de la constante de disociación del ácido acético es de

K tetrmodinámico teórico=1,75x 10−5

Por lo que es posible hallar el error experimental:

%error=10.91 %

Finalmente, se puede hallar los valores de ± para cada solución de ácido acético preparada, utilizando la siguiente ecuación:

log ±=½ log K termodinámico−½ log [ c α2

1– α ]Tabla 8. Valores de ± obtenidos a diferentes concentraciones de ácido acético

[CH3COOH] (mol/L)

log ± ±

1.045 0.01145 1.02670.198 0.00745 1.01730.098 0.00425 1.00980.051 0.00830 1.0192

0.024 0.00460 1.01067. DISCUSIÓN DE RESULTADOS:

En general, se trató de un experimento bastante sencillo y rápido, pero con algunos factores que dificultaron la toma de datos, como el conductímetro utilizado, y que alteraron el resultado final.

Con respecto al grado de disociación de las soluciones, es posible ver que se cumple con la ley de Dilución de Ostwald, que menciona que, a medida que disminuye la concentración, aumenta el grado de disociación.

Con respecto a la gráfica para hallar la constante K termodinámica, lo primero que podemos notar es que el ajuste a la recta no es muy bueno, ya que el R2 es de 0.7455.A partir de este ajuste, fue posible hallar la constante de equilibrio termodinámica (1.941 x10−5), con un error de 10.91% con respecto al valor teórico hallado en el Handbook. Si bien es cierto que este error no es muy grande, si es significativo porque se trata de un método bastante preciso en la medición del coeficiente de actividad y la constante de equilibrio termodinámico, por esto, es necesario mencionar algunas fuentes de error importantes.

Una de las principales fuentes de error fue el conductímetro utilizado. Este tiene un cable que al parecer está un poco flojo y que, de acuerdo a la presión que se ejerza y el ángulo para mantener sujeto al electrodo, mide un valor diferente de la conductividad al real. Para minimizar este error, se trató de mantener el cable en posición vertical todo el tiempo, de manera que si hay un error en el valor, sea de la misma magnitud en todas las mediciones realizadas.

Otra importante fuente de error procede también de la medida de la conductividad, pues el instrumento es bastante sensible a posibles impurezas tanto del propio material como del agua destilada, lo que pudo afectar en la conductividad también si es que no se realizaba una buena limpieza del electrodo antes de realizar cada medición.

Otra fuente de error es la variación de la temperatura a lo largo del experimento, pero este error es mínimo comparado con los explicados anteriormente.

Se pudo hallar el coeficiente de actividad de cada una de las soluciones preparadas. Se observa que para todos los casos es bastante cercana (aunque ligeramente mayor) a uno. Esto nos dice que la solución tiene un comportamiento bastante cercano al ideal, aunque se pueden observar ciertas interacciones entre moléculas que ocasionan desviaciones frente a la idealidad (Ley de Debye-Huckel).

Para futuros experimentos de este tipo, se recomienda el uso de un conductímetro en mejor estado, la preparación de más soluciones de ácido acético para poder tener una recta con más puntos y de esta manera poder realizar una mejor regresión. Además, cada una de estas soluciones debe ser estandarizada 3 veces para poder obtener un valor más cercano de la concentración verdadera y tener valores más exactos y precisos de α, K c, Ktermodinámico y coeficiente de actividad.

8. CONCLUSIONES:

- Se pudo determinar la constante de equilibrio termodinámico y el coeficiente de actividad iónico medio de un electrolito débil (HAc) a partir de medidas de concentración y conductividad.

- Los coeficientes de actividad hallados para todas las concentraciones del electrólito débil trabajadas son del orden de la unidad, lo que lo asemeja a una solución de comportamiento casi ideal.

- También se observa que el valor de α disminuye conforme aumenta la concentración de la disolución de ácido acético, lo que confirma la ley de dilución de Ostwald.

9. BIBLIOGRAFÍA:

- LEVINE. I, Físico Química, cuarta edición, volumen 1, editorial Mc Graw Hill, 1996- SHOEMAKER, D.P., GARLAND C.W. y J.W. NIBLER. Experiments in Physical Chemistry. Sexta

edición. New York: Addison-Wesley, 1996. - LAIDLER, Keith James. Físico-química. México, D.F.: Compañía Editorial Continental,

1997.- CRC Handbook of chemistry and physics, 7th edition. 2007